【人教版】高中化学选修3知识点总结

选修3知识点总结第一章原子结构和性质一.原子结构1.能级和能层2.原子轨道3.原子核外的电子组态定律(1)结构原理：随着核电荷量的增加，大多数元素的电中性基态原子的电子以右图所示的顺序填充在原子核外电子的运动轨道(能级)中，这称为结构原理。记忆的方法是什么？能级交错：根据结构原理，电子首先进入4s轨道，然后进入3d轨道。这种现象被称为能级交错。说明：构造原理并不意味着4s的能级低于3d的能级(事实上，4s的能级高于3d的能级)，而是以这种顺序填充电子可以最小化整个原子的能量。换句话说，整个原子的能量不能机械地看作是电子轨道能量的总和。(2)最小能量原理现代材料结构理论证明，根据结构原理，一个原子的电子构型可以将整个原子的能量保持在最低状态，这就是所谓的能量最低原理。构造原理和最小能量原理从整体角度考虑原子的能级，并不局限于某一能级。(3)泡利(不相容)原理：在基态多电子原子中，一个轨道只能容纳两个电子，并且电子的旋转方向相反(用“”表示)，这个原理称为泡利原理。(4) Hund规则：当电子组态在同一能级处于不同轨道(相同能量)时，总是优先单独占据一个轨道，并具有相同的自旋方向。这条规则被称为匈牙利规则。例如，p3的轨道类型为或者向左而不是。亨特法则的特例：当P、D和F轨道中的电子数完全为空、半满或全满时，原子处于相对稳定的状态。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14相对稳定。在前36个元素中，4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20ca4s23d0处于空状态。半满态是7N 2s22p3，15P 3s23p3，24Cr 3d54s1，25Mn 3d54s2，33A s 4S 24P 3；有10Ne 2s22p6，18Ar 3s23p6，29Cu 3d104s1，30Zn 3d104s2，36Kr 4s24p6处于完全填充状态。4.基态原子核外电子组态的表示方法(1)电子装置(1)用数字表示排列在能级符号右上角的能级上的电子数。这是电子排列类型，例如，K:1 s22 p23 s23 p24 S1。(2)为了避免过于复杂的电子排列书写，内层电子到达稀有气体元素原子结构的部分用相应稀有气体的元素符号加方括号表示，如K:氩 4S1。(3)外围电子排列(价电子排列)(2)电子组态图(轨道表达式)是指省略过渡元素原子的电子排列公式中符合前一周期稀有气体原子的电子排列公式的部分(原子实在)后留下的公式，或主族元素和0族元素的内层电子组态。每个盒子或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。例如，基态硫原子的轨道表达式是例如：二。原子结构和元素周期表1.电子构型与原子周期的关系(1)每个循环中第一元素的最外层电子排列在ns1中。除了He是1s2之外，每个循环结束时元素的最外层电子排列是ns2np6。氦核外只有两个电子，只有一个S轨道，没有P轨道，所以第一个周期结束时元素的电子组态不同于其他周期。(2)能级组中包含的最大电子数等于一个周期中包含的元素类型。然而，一个能级组不一定是具有相同能量的所有能级，而是具有相似能量的能级。2.元素周期表的划分(1)根据核外电子构型(1)分区(2)不同区域元素的化学性质和原子最外层电子构型的特征(3)如果一个元件的外围电子配置是已知的，则(1)电离能是指当气态原子或离子失去一个电子时所需的最小能量，而第一电离能是指当电中性基态原子失去一个电子以转化为气态基态正离子时所需的最小能量。第一电离能越小，原子就越容易失去一个电子。在同一时期的元素中，碱金属(或ia族)的第一电离能最小，稀有气体(或0族)的第一电离能最大，呈现从左到右的总体增加趋势。从上到下，同一主族元素的第一电离能逐渐降低。同一原子的第二电离能大于第一电离能。(2)元素电负性用来描述不同元素的原子对成键电子的吸引力。以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0为相对标准，得到各元素的电负性。电负性的大小也可以作为判断金属和非金属性能强度的标准。金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，位于非金属三角形区域边界的“类金属”电负性约为1.8。它们既是金属的又是非金属的。(3)电负性的应用(1)判断元素的金属和非金属性质及其强度(2)金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而“类金属”的电负性(如锗、锑等。)位于非金属三角形区域的边界约为1.8，这既是金属的又是非金属的。(3)金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素就越活泼。电负性在同一时期从左到右逐渐增大，在同一主族中从上到下逐渐减小。(4)电离能的应用(1)根据电离能数据确定核外元素的排列，如：(2)确定化合物中元素的价态(3)判断元素的金属强度2.原子结构和元素性质的渐变规律3.对角线规则在元素周期表中，一些主族元素在某些性质上类似于右下角的主族元素，例如第二章分子结构和性质一、共价键1.共价键的性质和特征共价键的本质是在原子之间形成一个共同的电子对，其特征是饱和性和方向性。2.共价键的类型(1)根据成键原子间共有电子对的数量，它们分为单键、双键和三键。(2)根据公共电子对是否移动，分为极性键和非极性键。(3)根据原子轨道的重叠模式，可将其分为键和键，键的电子云具有轴对称性，键的电子云具有镜像对称性。3.关键参数(1)键能：气态基态原子形成的1摩尔化学键释放的最低能量。键能越大，化学键越稳定。(2)键长：形成共价键的两个原子之间的核距离。键长越短，共价键越稳定。(3)键角：两个以上原子分子中两个共价键之间的角度。键参数对分子性质的影响键长越短，键能越大，分子越稳定。4.等电子原理：具有相同原子总数和相同价电子总数的分子具有相似的化学键特征，并且它们的许多性质相似。常见的等电子体：二。分子的立体构型1.分子构型和杂化轨道理论混合轨道的关键点当原子结合时，原子的价电子轨道相互混合形成混合轨道，其数量和能量与原始轨道相同。杂化轨道的数量不同，轨道之间的夹角也不同，导致分子的空间形状不同。2分子构型和价壳层电子对排斥理论价壳层电子对排斥理论解释了价电子对的空间构型，而分子空间构型是指键合电子对的空间构型，不包括孤对。(1)当中心原子没有孤对时，(2)非极性分子：正负中心重合的分子。溶解度(1)“相似溶解度”定律：非极性溶质通常可溶于非极性溶剂。极性溶质通常可溶于极性溶剂。如果存在氢键，溶剂和溶质之间的氢键力越大，溶解度越好。(2)“相似相溶解”也适用于分子结构的相似性，如乙醇和水的相互戊醇在水中的溶解度明显降低。4.手性一对具有相同组成和原子排列的分子，如左手和右手，是彼此的镜像，不能在三维空间重叠的现象。5.无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸可以写成(HO)mROn。如果成酸元素r相同，则n的值越大，r的正电荷越高，这导致r-o-h中o的电子转移到r。h在水分子的作用下越容易离子化，酸性越强，例如hclo hclo 2 hclo 3 离子晶体分子晶体。金属晶体的熔点和沸点非常不同，如钨、铂等。沸点很高，而汞、铯等。沸点很低。(2)原子晶体在共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长长，键能大，晶体的熔点和沸点高。例如，熔点是金刚石碳化硅硅(3)离子晶体一般来说，阴离子和阳离子的电荷量越大，离子半径越小，离子间的作用力越大，相应的晶格能越大，晶体的熔点和沸点越高。(4)分子晶体(1)分子间作用力越大，物质的熔点和沸点越高；带有氢键的分子